2 Físico-Química - 1 semestre-15

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Membrana semipermeável é a membrana que permite apenas a passagem do solvente, ou seja, impede a passagem 
do soluto. 
 
É possível impedir a osmose, ou seja, impedir a passagem do solvente através da membrana semi-permeável, aplicando-
se uma pressão externa conveniente sobre a solução no sentido inverso ao da osmose, e de intensidade mínima igual à pressão 
que o solvente faz atravessar a membrana semipermeável. 
A essa pressão mínima, capaz de impedir a osmose damos o nome de pressão osmótica (p). 
 
 
 
Pressão Osmótica de uma solução é a pressão mínima que deve ser aplicada sobre ela para impedir a passagem do 
solvente puro para a solução, quando ambos estiverem separados por uma membrana semipermeável. 
Se a pressão externa exercida for maior que a pressão osmótica da solução, o fenômeno normal se inverterá, ou seja, o 
solvente passará da solução para o lado do solvente puro. Esse fenômeno é 
 
 
 
Figura: (a) osmose é o movimento espontâneo de 
um solvente a partir do solvente puro ou de uma 
solução com baixa concentração de soluto 
(diluída) para uma solução com alta concentração 
de soluto (concentrada). (b) a osmose para 
quando a altura da coluna for tal que a pressão 
exercida sobre o lado esquerdo da membrana é 
suficiente para opor-se ao mivimento resultante 
de solvente. 
 
Figura: a pressão aplicada no braço à esquerda 
do aparelho para o movimento líquido de solvente 
a partir do lado direito da membrana 
semipermeável. Essa pressão aplicada é a 
pressão osmótica da solução. 
chamado de osmose reversa ou osmose invertida e é usada por exemplo para a obtenção de água potável a partir da 
água do mar. 
 
 
 
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6.1 Leis e Fórmulas da Osmometria 
As leis da osmometria foram determinadas experimentalmente por Van’t Hoff. 
Van’t Hoff comprovou que em soluções diluídas de solutos não-iônicos, a pressão osmótica obedece, fundamentalmente, 
a duas leis: 
 
Primeira lei da osmometria: em temperatura constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional a molaridade da 
solução. 
 
Matematicamente: 
 
MK  ou 
V
n
K 1 
 
Segunda lei da osmometria: em molaridade constante, a pressão osmótica é diretamente proporcional a temperatura 
da solução. 
 
Matematicamente: 
 
TK  
 
Experiências posteriores levaram a concluir que a equação fundamental da osmometria é idêntica à equação dos gases 
 
 
 
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perfeitos: 
 
TRnV 1  ou TR
M
m
V
1
1  
 
ou TR
V
n1  ou TRM  
 
Onde: 
 = pressão osmótica da solução (atm) 
V = volume da solução (L) 
n1 = nº de mol do soluto 
R = constante universal dos gases perfeitos 
 









molK
Latm
082,0R 
 
T = temperatura absoluta da solução 
M = molaridade da solução 
m1 = massa do soluto na solução 
M1 = massa molar do soluto 
 
6.2 Classificação das soluções 
As soluções podem ser classificadas quanto às suas pressões osmóticas. 
Considerando-se duas soluções A e B, de pressões osmóticas respectivamente A e B, a mesma temperatura temos: 
A solução A é hipertônica em relação à solução B, quando A > B. 
A solução A é hipotônica em relação à solução B, quando A < B. 
A solução A é isotônica ou isosmótica em relação à solução B, quando A = B. 
 
 
 
7. Propriedades coligativas nas soluções iônicas 
Lembramos que tudo o que foi estudado até agora, neste capítulo, só é válido para soluções moleculares. 
Vamos estudar agora as propriedades coligativas nas soluções iônicas. 
Soluções iônicas são soluções que possuem apenas íons dissolvidos ou íons e moléculas dissolvidos. 
Para as soluções moleculares vimos que o número de partículas de soluto existentes na solução é igual ao número de 
moléculas adicionadas no solvente. Para as soluções iônicas isso não é verdadeiro. (Lembramos que as propriedades coligativas 
dependem exclusivamente do número de partículas dissolvidas na solução). 
O número de partículas de soluto existentes numa solução iônica vai depender: 
– do número de íons presentes em cada fórmula do composto. 
 
– do grau de ionização ou dissociação () desse composto a uma dada temperatura. 
 
Ex.: Consideremos 100 moléculas de H2SO4 com grau de ionização a = 61% ou a = 0,61 a 18ºC. 
 
  
PARTÍCULAS 3
2
432
MOLÉCULA 1
42 HSOOH2OH2SOH1
  
 
 
 
 
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100 moléculas de H2SO4 












ionizada. - não 
 forma na permanecem
 SOH de moléculas 39 *
SO íons 61 
e OH íons 122 originando
 ionizam se moléculas 61 *
42
-2
4
3
 
 
Total de partículas: 
      partículas 222SOH39SO61OH122 42243   
 
Assim concluímos que a ionização ou dissociação do soluto aumenta o número de partículas na solução, aumentando 
assim o efeito coligativo. Ou seja, uma solução iônica sempre tem efeitos coligativos mais intensos que uma solução molecular 
de mesma molaridade. 
 
Observe a comparação: 
 
 
 
No exemplo anterior concluimos que as propriedades coligativas da solução iônica correspondem numericamente ao 
dobro do valor da solução covalente, já que as propriedades coligativas dependem apenas do número de partículas de soluto, e 
não da sua natureza. 
 







 
2
2
P
P
 iônica = 2 





 
2
2
P
P
 molecular (tonoscopia) 
 
(tE) iônica = 2 x (tE) molecular (ebulioscopia) 
(tC) iônica = 2 x (tC) molecular (crioscopia) 
() iônica = 2 x () molecular (osmose) 
 
Assim Van’t Hoff propôs a criação de um fator de correção (i), que passou a ser chamado de fator de Van’t Hoff. 
O fator de Van’t Hoff (i) é o número que mostra quantas vezes o efeito coligativo iônico é maior que o efeito coligativo 
molecular para soluções de mesma molaridade. 
 
 
 
 
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molecular coligativo efeito
iônico coligativo efeito
i  ou 
 
(efeito coligativo iônico) = (efeito coligativo molecular) x i 
 
No exemplo anterior temos: 
(Efeito coligativo do sal) = 2 x (Efeito coligativo do açúcar). 
 
Concluímos assim que o fator de Van’t Hoff traduz, também, o aumento do número de partículas causado pela 
dissociação: 
 
iniciais partículas de número
finais partículas de número
i  
 
No exemplo da solução de NaC apresentado anteriormente temos: 
 
)(NaC soluto de moléculas"" 106,02
)C(Na totais íons 1012,04
i
22
22






 
 
2i  
 
Consequentemente obtemos as seguintes fórmulas: 
 
iWK
P
P
t
0


 (tonometria) 
 
iWKt EE  (ebuliometria) 
 
iWKt CC  (criometria) 
 
iTRnV 1  ou iTRM  (osmometria) 
 
Van’t Hoff demonstrou que o fator de correção i podia ser calculado pela relação: 
 
 1q1i  
 
Onde: 
 = grau de ionização ou dissociação do composto; 
q = número total de íons liberados na ionização de 1 molécula ou na dissociação de 1 agregado iônico do composto; 
 
 
Variação do fator de Van’t Hoff: 
A partir da expressão: i = 1 +  (q - 1), concluímos: 
Em uma solução molecular (a = 0), assim temos: 
 
i = 1 + 0 . (q – 1)  1i  
 
Em uma solução de um composto iônico totalmente ionizado ( = 1); assim temos: 
 
i = 1 + 1 . (q – 1)  i = 1 + q – 1  qi  
 
Portanto: qi0  
 
 
 
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Observação : 
Sempre uma solução vai sendo diluída, o valor de  tende a 100% ( = 1) e consequentemente o valor de i tende a se 
igualar ao valor de q. 
 
8. Estimativa da dissociação percentual a partir dos dados de abaixamento do ponto de 
congelamento 
No ácido acético em solução aquosa 1,00 m existe o equilíbrio descrito por 
 
2 3 2 2 3 2HCH O (aq) H (aq) C H O (aq)
  
 
 
 
A solução aquosa de ácido acético descrita anteriormente congela a –1,90 °C, que é um valor apenas um 
pouco mais baixo o esperado (–1,86 °C), caso não ocorresse ionização. E claro, então, que ocorreu 
alguma ionização, mas não muita. Podemos estimar a ionização percentual utilizando o procedimento a 
seguir. 
 
Primeiramente usamos os dados para calcular a molalidade aparente da solução, ou seja, a molalidade 
de todas as substâncias dissolvidas, HC2H3O2 + C2H3O2– + H+. Usaremos novamente a Equação 12.4 
f f( T K m)  , mas agora m representará a molalidade aparente; Kf vale 1,86 °C/m. 
 
f
1
f
T 1,90 C
Molaridade aparente =
K 1,86 Cm
1,02

 


 m
 
 
Se há 1,02 mol de todos os solutos em 1 kg de solvente, ficamos com 0,02 mol de solutos a mais do que 
no início, pois começamos com 100 mol de ácido acético. Como obtivemos exatamente uma molécula 
extra para cada molécula de ácido acético, que é ionizada, os 0,02 mol adicionais devem ter se originado 
da ionização de 0,02 mol de ácido acético. Assim, a ionização percentual é 
 
moles de ácidos ionizados
Ionização percentual = 100%
moles de ácidos disponíveis
0,02
100% 2%
1,00

  
 
 
Em outras palavras, estimamos por este procedimento a ionização percentual em ácido acético 1,00 m 
em 2%. (Outros tipos de medida são mais precisos e, na realidade, a ionização percentual do ácido 
acético nesta concentração é menor que 1%.)